- •Конспект лекций по курсу “общая химия”
- •Оглавление страница
- •Введение
- •Основные законы химии
- •2. Энергетика химических процессов
- •Возможность и направленность процесса. Энтропия. Свободная энергия Гиббса.
- •Химическая кинетика и равновесие
- •Основные характеристики растворов
- •Гидролиз солей
- •5. Строение атома и систематика химических элементов
- •Изменение свойств элементов в свете Периодического закона д.И.Менделеева
- •6. Химическая связь и строение молекул
- •Типы кристаллических решеток
- •Электрохимические процессы
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Свойства р-элементов
- •Группа VII а. Галогены (ns2np5)
- •Группа VI a (ns2np4)
- •Группа V a (ns2np3)
- •Металлы
- •Химические свойства
- •3) Металлотермическое восстановление.
- •11. Комплесные соединения
- •Лантаниды и актиниды
- •13. Полупроводниковые материалы – кремний и германий
Группа VII а. Галогены (ns2np5)
Г0 (s2p5) + еГ (s2p6). Характерные степени окисления от (-1) до (+7). Степень окисления (-1) наиболее устойчивая. Фтор не имеет положительных степеней окисления.
В свободном состоянии – двухатомные молекулы Г2, токсичны (особенноF2), имеют резкий запах, активные окислители: Г2+ 2е = 2Г –
Ок-ль в-ль
-
Г2/2Г -
F2/2F -
Cl2/2Cl -
Br2/2Br -
J2/2J-
Е0, вольт
+2.78
+1.36
+1.08
+0.54
увеличиваются окислительные свойства Г2
увеличиваются восстановительные свойства Г –
0 -2 -1 0
В атомосфере фтора вода горит: F2 +H2O= 2HF+O
Фтор реагирует со всеми металлами и неметаллами, окисляя их до высших степеней окисленияи образуя фториды, которые имеют низкие температуры кипения, являются летучими соединениями. Фтор реагирует даже с некоторыми инертными газами.
F2+S,P,Si,Xeи др.SF6,PF5,SiF4,XeF2,XeF4,XeF6и др.
Активные металлы (Na,Mg) горят в атмосфере фтора. МеталлыMo,W,Ti,Uвзаимодействуют со фтором при повышенных температурах. Наиболее устойчивы к действию фтора –Cu,Ni,Fe, реагируют со фтором при температуре выше 5000С. На поверхности этих металлов образуются прочные защитные пленки фторидов.
Хлор, бром и иод менее сильные окислители. При взаимодействии с металлами и неметаллами образуют соли хлориды, бромиды, иодиды.
3Cl2 + 2P = 2PCl3 3J2 + 2Al = 2AlJ3
Хлор и бром ограниченно растворяются в воде (хлорная и бромная вода), при этом протекает реакция: 0 -1 +1
Cl2+H2O=HCl+HClO–реакция диспропорционирования
Галогеноводороды НГ.
При обычных условиях галогеноводороды (хлороводород, бромоводород, иодоводород) – бесцветные газы. Фтороводород имеет температуру кипения +200С.
Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде с образованием растворов кислот: H[HF2] – плавиковая,HCl– соляная,HBr– бромистоводородная,HJ– иодистоводородная.
Получение галогеноводородов: 1) Г2+ Н2= 2НГ (F2,Cl2реагируют со взрывом);
2) СaF2 (тв.) + H2SO4 конц. = t = 2HF + CaSO4
NaCl (тв.) + H2SO4 конц. = t = HСl + NaHSO4
Молекулы фтороводорода даже в парах находятся в виде ассоциатов (HF)x. Молекулы соединяются друг с другом за счет образованияводородных связей.
Водородная связь– это связьчерез водородный атом сильно электроотрицательных атомовF,O,N, имеющих очень малые радиусы. Очень ярко проявляется в соединениях (HF)x, (H2O)x, (NH3)x.
Механизм образования водородной связи – донорно-акцепторное или электростатическое взаимодействие.
+
HF
Сильно HF
полярная связь HF
Водородные связи более прочные, чем силы межмолекулярного взаимодействия. Для их разрушения требуется затратить энергию, поэтому перечисленные соединения обладают аномально высокими температурами кипения, плавления, удельной теплоемкостью по сравнению с однотипными соединениями их электронных аналогов.
Кислоты, соли.
Степень окисления
-1 +1 +3 +5 +7
___________________________________________________________________________
H[HF]
HClHClOHClO2HClO3HClO4
Хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная
HBrаналогичные кислоты брома
HJаналогичные кислоты иода
___________________________________________________________________________________
Соли
Фториды
Хлориды гипохлориты хлориты хлораты перхлораты
Бромиды гипобромиты бромиты броматы пероброматы
Иодиды гипоиодиты иодиты иодаты периодаты
только ОВ – двойственность только
восстановительные (но преобладают окислительные свойства) окислительные
свойства свойства
Плавиковая кислота.(HF)2H[HF2]H++HF2,Kк= 6,7104.
Согласно константе ионизации плавиковая кислота – электролит средней силы, но очень агрессивна, пары ее ядовиты.
Соли – фториды, ядовиты, большинство нерастворимы в воде, имеют низкие температуры кипения, летучи.
Плавиковая кислота растворяет стекло, поэтому раствор хранят в полиэтиленовой посуде:
SiO2+ 4HF=SiF4+ 2H2O, процесс автокаталитически ускоряется образующейся водой.
Соляная кислота. Концентрированный раствор кислоты имеет массовую долю НС1 в растворе35%. Обладает восстановительными свойствами за счет ионов С1 и окислительными за счет Н+.
Реагирует с металлами, стоящими левее водорода в ряду напряжений металлов, с выделением Н2 и образованием хлоридов металлов. С малоактивными металлами не реагирует.
2НС1 + Zn=H2+ZnCl2
Концентрированная соляная кислота и ее соли (при высокой концентрации хлорид-ионов) реагирует с активными окислителями с выделением газообразного хлора.
HClконц.+ сильный окислитель (KMnO4,MnO2,K2Cr2O7)/Cl2+Mn2+,Cr3+/
Окислительные свойства кислородных соединений галогенов.
KJO4+Cr(NO3)3+ щелочная среда/J,CrO42-/
KJ+KJO3= /J2/ - реакция конмутации
KCl + KСlO3= /Cl2/ - реакция конмутации